Funções do estado

A função de estado é uma propriedade cujo valor não depende do caminho percorrido para chegar a esse valor específico. Em contraste, as funções que dependem do caminho de dois valores são funções trajeto de chamada.

Ambas as funções de trajetória e estaduais são frequentemente encontrados em termodinâmica.

Sempre que compostos ou reações químicas são discutidos, uma das primeiras coisas mencionadas é o estado da molécula ou composto específico.

“Estado” refere-se a temperatura, a pressão e a quantidade e tipo de substância presente. Uma vez que o estado foi estabelecida, as funções do estado pode ser definido. funções do Estado são valores que dependem do estado da substância, e não sobre a forma que o estado foi atingido.

Por exemplo, a densidade é uma função de estado, porque a densidade de uma substância não é afetada pelo modo como a substância é obtida.

Considere-se uma quantidade de H2O: não importa se que H2O é obtido a partir da torneira, a partir de um poço, ou a partir de um frasco, porque, enquanto todos os três estão no mesmo estado, eles têm a mesma densidade.

Funções Químicas – O que são

São grupos de substâncias químicas com propriedades comuns.

As funções mais comuns, são:

Ácidos
Bases
Sais
Óxidos

ÁCIDOS

São substâncias com as seguintes propriedades:

Em solução aquosa, liberam íons H+
Possuem sabor azedo ( quando comestíveis). Ex: limão, vinagre,etc.
Deixam o papel tornassol vermelho e a solução de fenolftaleína incolor.
Reagem com bases formando água e sal .

Classificação dos ácidos:

Hidrácidos: não possuem oxigênio na molécula. Ex: HCl , HBr , H2S
Oxiácidos: possuem oxigênio na molécula.
Ex: H2SO4 , HNO3  , H3PO4

Nomenclatura dos ácidos:

Os hidrácidos levam a terminação ÍDRICO

Ex:

HCl = ácido clorídrico
H2S = ácido sulfídrico

Nomenclatura dos ácidos:

Os oxiácidos levam a terminação ICO ou OSO, dependendo da quantidade de oxigênio.

Ex :

HNO3 = ácido nítrico
HNO2 = ácido nitroso
H2SO4 = ácido sulfúrico
H2SO3 = ácido sulfuroso

BASES ou HIDRÓXIDOS

São substâncias com as seguintes propriedades:

Em solução aquosa, liberam íons OH-
Possuem sabor adstringente, quando comestíveis.
Deixam o papel tornassol azul e a solução de fenolftaleína vermelha.
Reagem com bases formando água e sal.

Nomenclatura das bases:

Acrescenta-se “ hidróxido de “ ao nome do cátion da base.

Ex :

NaOH = hidróxido de sódio
KOH = hidróxido de potássio

SAIS:

São substâncias com as seguintes propriedades:

Em solução aquosa, liberam cátions diferentes de H+ e ânions diferentes de OH-
Podem ser originados da reação de um ácido com uma base.

EX:

HCl + NaOH
H2O + NaCl

Possuem sabor salgado, quando comestíveis.

Nomenclatura dos sais:

Baseia-se no nome do ácido que o originou:

Terminação do ácido	Terminação do sal
ÍDRICO	ETO
ICO	ATO
OSO	ITO

Ex:

HCl – clorídrico cloreto
H2SO4 – sulfúrico sulfato
H2SO3 – sulfuroso sulfito

ÓXIDOS:

São compostos binários ( formados por dois elementos, onde um deles é o oxigênio.

Ex:

CaO = óxido de cálcio
CO = monóxido de carbono
CO2 = dióxido de carbono
SO2 = dióxido de enxofre
SO3 = trióxido de enxofre

Funções Químicas – Substâncias Compostas

Chamamos de Funções Químicas os grupos de substâncias compostas que se apresentam com propriedades químicas e comportamentos semelhantes.

As quatro funções inorgânicas da quimica são: ácidos, bases, óxidos e sais.

O cloreto de sódio, sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade.

Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente ( “prende” a língua) e são substancias iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem bem a eletricidade quando em solução.

Através desse exemplo, vocês podem perceber que determinados conjuntos de substancias apresentam propriedades que são comuns a todas as substancias pertencentes ao mesmo grupo.

O grupo de substancias composta que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.

Existem quatro tipo de função química , que serão estudados a seguir: ácidos, bases e sal.

O principal critério de classificação de uma substancias numa dessas funções é o tipo de íons que se formão quando ela é dissolvida em água.

FUNÇÃO ÁCIDO

Consiste as seguintes substâncias: ácidos súlfurico, H2SO4; ácido nítrico, HNO3; ácido clorídrico, HCL; ácido sulfídrico, H2S.

Todos esses ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um ametal (CL, S) ou com um radical negativo (SO4, NO3).

Podemos, assim, definir essa função da seguinte maneira: Função ácido é o grupo de compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo o cátion hidrogênio como íon positivo.

Os ácidos apresentam as propriedades relacionados abaixo:

Têm sabor azedo. O limão, por exemplo, é azedo porque contém ácidos do cítrico.
Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra de molécula por corrente elétrica) da água, fazemos passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.
Alteram a cor dos indicadores. (Indicadores são substancias que têm a propriedade de mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácidos ou básico da solução). Por exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido.
Reagem com os hidróxido (bases), produzindo sal e água. O ácido clorídrico, por exemplo, reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água.

Veja:

HCL + NaOH – NaCL + H2O ácido base sal água

Os ácidos podem ser classificados em dois grupos: hidrácidos e oxiácidos.

Hidrácidos

O nome dos óxidos pode ser dado simplesmente utilizando a palavra óxido ácido iodídrico, HI; ácido sulfídrico, H2S; ácido clorídrico, HCL. Observe que esses ácidos não possuem átomos de oxigênio. Os hidrácidos são, portanto, os ácidos que NÃO possuem átomos de oxigênio. Oxiácidos.

Considere agora os seguintes ácidos: ácido carbônico, H2CO3; ácido sulfuroso, H2so3; ácido sulfúrico, H2SO; ácido nitroso, HNO2; ácido nítrico, HNO3.

Como você pode percebe, esses ácidos apresentam átomos de oxigênio. Os oxiácidos são, portanto, ácidos que possuem átomos de oxigênio.

NOME DOS ÁCIDOS

Você deve ter observado que os ácidos do grupo dos hidráxidos – que não apresentam oxigênio em sua composição – têm o nome terminado por ídrico.

Assim, para escrever o nome dos ácidos do grupo hidrácidos você deve seguir este esquema:

ácidos nome do elemento ligado ao H + ídrico

Veja os exemplos:

HI = ácidos iodo = ídrico = ácido iodídrico nome do elemento
HCL = ácido cloro + ídrico = ácido clorídrico nome do elemento
HS = ácido súlfur + ídrico = ácido sulfídrico nome latino do elemento do enxofre.

Quanto aos ácidos do grupo dos oxiácidos – que apresentam oxigênio em sua composição – , estes têm tem seu nome terminado por ico.

Para escrever o nome dos ácidos d0o grupo oxiácidos basta você obedecer ao seguinte esquema: ácido Nome do elemento que vem no meio da formula + ico

Exemplos:

H2CO3 = ácido carbônico + ico = ácido carbônico nome do elemento central · HNO3 = ácido nitrogênio + ico = ácido nítrico nome do elemento central
H2BO3= ácido boro + ico = ácido bórico nome do elemento central

Certos elementos químicos dão origem a mais de um ácido. O nitrogênio, por exemplo, dá origem dos ácidos HNO3 e HNO2.

Nesse casos, para distinguir um ácido do outro se usa a terminação:

oso para o ácido que tem menos oxigênio

ico para o ácido que tem mais oxigênio.

Assim:

H2SO3 = ácido súfur + oso = ácido sulfuroso nome latino do elemento central
H2SO4 = ácido súlfur + ico = ácido súlfurico nome latino do elemento central
HCLO2 = ácido cloro + oso = ácido súlfurico nome do elemento central
HCLO3 = ácido cloro + ico = ácido clóridico nome do elemento central.

Dependendo da quantidade de íons H+ liberados, os ácidos são classificados em fortes (exemplo: HNO3; HCL; H2SO4) e fracos (exemplo: H2S; H2CO3).

FUNÇÃO DE BASES

Vamos considerar agora as seguintes substâncias: hidróxido de sódio ou soda cáustica, NaOH; hidróxido de cálcio ou de pintura, Ca(OH)2; hidróxido de potássio, KOH.

Como você pode notar, estas substancias têm em sua estrutura química o radical OH. Elas são denominadas bases ou hidróxidos.

Assim, podemos definir a função base da seguinte forma:

Função base é o grupo de compostos que em solução aquosa se dissociam em íons, sendo o íon negativo o radical OH (hidroxila ou hidróxido).

As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir:

Têm sabor adstringentes.
Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.
Torna vermelha a fenolftaleína incolor.
Torna azul o papel de tornassol vermelho.
Reagem com os ácidos, produzindo sal e água.
Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água.

Assim:

H2S + 2NaOH – Na2S + 2H2O ÁCIDO BASE SAL ÁGUA

NOME DOS BASES

A denominação das bases é dada pela expressão hidróxido de seguida do nome do elemento.

Portanto, o esquema para escrever o nome das bases é o seguinte: hidróxido de nome do elemento

Exemplos:

AL(OH)3 = hidróxido de alumínio
KOH = hidróxido de potássio
Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio.

Um mesmo elemento químico pode dar origem a duas bases.

Nesse caso, usamos a terminação:

oso para as bases em que for menor a valência do elemento ligado á hidroxila
ico para as bases em que for maior a valência do elemento ligado á hidroxila

Veja o exemplo:

Fe(oh)2 = hidróxido ferroso
Fe(oh)3 = hidróxido férrico

Podemos também escrever o nome das bases sem a terminação oso ou ico, colocando a valência do elemento em algarismo romano.

Veja:

Fe(oh)2 = hidróxido de ferro II Fe(oh)3 = hidróxido férrico III

FUNÇÃO DO SAL

Considere as substâncias: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaI2; sulfato de potássio, K2SO4; nitrato de sódio, NaNO3.

Todas as substâncias constituídas por um cátion diferente de H+ combinado ionicamente com um ânion diferente de OH- são denominados sais.

Podemos então definir a função sal da seguinte forma:

Função sal é o grupo de substâncias iônicas que possuem um cátion diferente de h+ e um ânion diferente de OHOs sais apresentam as propriedades relacionadas abaixo:

Têm sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa propriedade.
Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.
São obtidas pelas reação de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação de neutralização ou de salificação.

Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de alumínio, produzindo cloreto de alumínio e água:

3HCL + AL(OH)3 – ALCL3 + 3H2O ácido base sal água.

Os sais são classificados em dois tipos: oxigenados e não-oxigenados.

Sais oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula.
Exemplos: sulfato de potássio, K2SO4; carbonato de cálcio, CaCO3.
Sais não oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula.
Exemplos: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaL2; sulfeto de ferro, FeS.

NOME DOS SAIS

Podemos escrever os nomes dos sais a partir da própria formula. Para isso, colocamos o nome do ânion seguido do nome do cátion.

Por exemplo:

NaMO2 = nitrato de sódio ânion cátion CaS = sulfeto de cálcio ânion cátion.

Podemos também nomear os sais a partir dos ácidos que lhes deram origem.

No caso dos sais oxigenados, o nome deriva dos oxiácidos que lhes deram origem, fazendo as seguintes substituições:

O sal NaNO2 se orientado ácido HNO2.
Assim: HNO2 = ácido nitroso NaNO2 = nitrito de sódio
O sal KCLO se origina do ácido HCLO.
Assim: HCLO = Ácido hipocloroso KCLO = hipoclorito de potássio

Quantos aos sais não-oxigenados, o nome deriva do nome dos hidrácidos que lhes deram origem, fazendo a seguinte substituição:

Veja aos dois exemplos:

O sal NaCL se origina do ácido HCL.
Assim: HCL = ácido clorídrico NaCL = cloreto de sódio
O sal CaS se orienta do cálcio H2S.
Assim: H2S = ácido sulfídrico CaS = sulfeto de cálcio

Pelo que foi até aqui, você deve ter percebido que ácidos bases e sais, quando em meio aquoso, formam íons e que esses íons conduzem bem a eletricidade. Por isso substâncias são chamadas eletrólitos.

Você sabe que o vinagre e o limão são azedos.

Além de azedos, são bons condutores de eletricidade: se você misturar sumo de limão ou vinagre numa porção de água e fizer passar por esta solução uma corrente elétrica na qual esteja acoplada uma lâmpada, poderá constatar que a lâmpada acende, comprovando assim a boa condução de eletricidade.

O cloreto de sódio, o sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade.

Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente (“prende” a língua) e são substância iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem igualmente bem a eletricidade quando em solução.

Através desses exemplos, você pode perceber que determinada conjuntos de substância apresentam propriedades que são comuns a todas as substância pertencentes ao mesmo grupo.

O grupo de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.

Existem quatro tipos de função química, que serão estudados a seguir: ácido, base, sal e óxido.

O principal critério de classificação de uma substância numa dessas funções é o tipo de íons que se formam quando ela é dissolvida em água.

O conceito de função química

As substância não apresentam todas o mesmo comportamento químico. Isso decorre do fato de que elas não têm todas as mesma propriedades, as mesma características. É possível, no entanto, reuni – las em grupos de substância com propriedade químicos semelhantes. Esse grupos chamam – se funções químicas.

Função química: conjunto de substâncias que apresentam propriedades e comportamentos químico semelhantes.

As quatros principais funções químicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.

Essas quatro funções são definidas usando – se como principal critério a formação de íons em soluções aquosas, e ainda o tipo de íons presente nessas soluções.

Assim por exemplo, os ácidos, as bases e os sais formam íons diferentes, quando em solução aquosa. Formando íons, conduzem a corrente elétrica, em solução aquosa. São, por isso, chamados eletrólitos.

Eletrólito: substância que conduz a corrente elétrica, quando em solução aquosa.

Ácidos

Os ácidos, embora sejam compostos moleculares, são eletrólitos, pois sua moléculas dissociam – se em íons, quando em solução aquosa e, assim, conduzem a corrente elétrica. Os ânions formados variam conforme o ácido, mas o cátion é sempre o hidrogênio (H+).

Vejamos alguns exemplos:

Ácido: Atuação mais comum
Clorídrico: Atua na digestão
Acético: Dá o sabor azedo ao vinagre.
Cítrico: Existem na laranja, limão, goiaba, etc..
Bórico: Usado para curativos.
Fênico: Usado como desinfetante pelos dentistas.
Sulfúrico: Usado nas baterias dos veículos.
Fórmico: Eliminado pelas formigas, provocando a sensação de queimadura.

Propriedades funcionais dos ácidos

As principais propriedades funcionais do ácidos são:

Têm sabor ácido (azedo)
Possuem hidrogênio em sua molécula e, quando dissolvidos, libertam o hidrogênio como cátion
Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica
Formam sais e água quando reagem com bases: Ácido + base >>> sal + água
Exemplo: ácido clorídrico reagindo com hidróxido de sódio (base) resulta o cloreto de sódio (sal) e água:

HCI + NaOH >>>> NaCi + H2O

Descoram a fenolftaleína vermelha e fazem o tornassol azul tornar – se vermelho. A fenolftaleína e o tornassol apresentam cores diferentes, conforme estejam em meio ácido ou básico. São, por isso, chamados de indicadores ácido – base.

Hidrogênio Ionizável

Hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido é o átomo de hidrogênio existentes na molécula do ácido e que poder ser substituído por metal.

A reação HC1 + NaOH >>>> NaCI + H2O mostra um caso em que o ácido (ácido clorídrico) possui um hidrogênio na molécula que é ionizável: na reação, ele é substituído pelo Muitos ácidos possuem somente hidrogênios ácidos, mas alguns possuem somente também hidrogênio não ionizável.

Quando um ácido é dissociado transformam – se em cátions e os átomos que estavam ligados a eles transformam – se em ânions.

Exemplos:

O ácido clorídrico dissocia – se no cátion H+ e no ânion CI – : HCI H + CI –
O ácido nítrico dissocia – se no cátion H+ e no ânion NO-3: HNO3 H + NO3

Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser distribuídos por dois grandes grupos, tomando como critério de classificação a presença ou a ausência de oxigênio em suas moléculas: oxiácidos e hidrácidos.

Oxiácidos

Oxiácidos são os ácido que contêm oxigênio na sua molécula.

Exemplos: ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido nítrico (HNO3).

O nome dos oxiácidos mais comuns é formado pela palavra ácido, seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ico: ácido fosfórico (H2PO4), ácido clórico (HCIO3) etc.

Quando os ácidos formados possuem um oxigênio a menos, recebendo a terminação oso, em lugar de ico: ácido fosforoso (H2PO3), ácido cloroso (HCIO2) etc. Existem ainda ácidos com um oxigênio a menos que os terminados em oso.

Neste caso usa – se o prefixo hipo: ácido hipofosforoso (H2PO2), ácido hipocloroso (HCIO2) etc.

Hidrácidos

Hidrácidos são os ácidos que não contêm oxigênio na sua molécula.

Exemplos: ácido cloridrico (HCI) e ácido fluorídrico (HF).

O nomes dos hidrácidos e formado pela palavra de ácido seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ídrico: ácido clorídrico (HCI), ácido fluorídrico (HF), ácido sulfídrico (H2S), ácido iodídrico (HI) etc. Bases

As bases são compostos iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; em solução aquosa, o ânion formado é sempre o radical hidroxila (OH-). O cátion varia, de acordo com a base. Assim, por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) dissocia – se, em solução aquosa, no ânion OH – e no cátion Na + . NaOH >>> Na + OH –

Base: eletrólito iônico que em solução aquosa, possui o íon hidroxila (OH-) como único ânion. Propriedades funcionais das bases

As bases apresentam as seguintes propriedades funcionais:

Contêm o grupo hidroxila (OH-), que é um ânion monovalente
Reagindo com ácidos, resultam em sais e água
Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa.
Tornam vermelha a fenolftaleína incolor, e tornam azul tornassol vermelho.

O nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguida da preposição de e do nome do cátion: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH), hidróxido de alúminio [A1(OH)3] etc.

Alguns metais podem apresentar mais de uma valência e, assim, formar mais de uma base. Nesses casos, basta acrescentar, em algarismo romano, a valência do metal. Pode – se também indicar a valência maior pela terminação ico e a menor pela terminação oso.

Exemplo:

Fe (OH)3 -hidróxido de ferro (III), ou hidróxido férrico
Fe (OH)2 -hidróxido de ferro (II), ou hidróxido ferroso.

Característica das bases

Dentre as suas característica principais, destacamos:

Têm sabor cáustico (= adstringente ou lixívia)
Em solução aquosa, dissociam – se em íons OH- (hidroxila ou oxidrila)

Exemplos: Na + OH – >>> Na+ + OH – K+ OH- >>> K+ OH –

Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica.
Reagem com os ácidos (neutralizando – os) para formar sal e água.
Decompõem – se quando aquecidas.
Mudam a cor dos indicadores (conforme o quadro comparativo da função ácido).

Classificação das bases De acordo com o número de hidroxilas existentes nas bases (hidroxilas ionizáveis), podemos classifica – las do seguinte modo:

Manobases – com apenas 1 hidroxila.

Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio

Bibases (=dibases) – com 2 hidroxilas.

Exemplos: Ca(OH)2 hidróxido de cálcio BA (OH)2 hidróxido de bário

Tribases – com 3 hidroxilas.

Exemplos: AI (OH)3 hidróxido de alumínio Nomenclatura das bases Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal (cátion).

Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Ba(OH)2 hidróxido de bário

Sais

Os sais são composto iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; são formados por uma reação entre um ácido e uma base.

Nessa reação, conhecida por reação de salificação, ou de neutralização, além do sal forma – se também água.

ÁCIDO + BASE >>> SAL + ÁGUA

Assim, por exemplo, o sal mais conhecido de todos, o cloreto de sódio, usado em cozinha, pode ser obtido por uma reação entre ácido clorídrico (HCI) e o hidróxido de sódio (NaOH):

HCI + NaOH >>> NaCI + H2O

Em solução aquosa, os sais sempre dão pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion do OH-. Assim, o cloreto de sódio, por exemplo, dá o cátion Na+ e o ânion CI-.

Sal: eletrólito iônico formado por uma reação entre um ácido e uma base.

Propriedades funcionais dos sais

As principais propriedades funcionais dos sais são:

Geralmente possuem sabor salgado
Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa
Podem reagir com ácidos, com bases, com outros sais e com metais.

Reações com sais

Sal reagindo com ácido resulta em outro sal e outro ácido.

Exemplo:

AgNO3 + HCI >>> AgCI + HNO3

Sal reagindo com base resulta em outro sal e outra base.

Exemplo:

K2CO3 + Ca(OH)2 >>> CaCO3 + 2KOH

Sal reagindo com sal, resulta em dois novos sais, por uam reação de dupla troca.

Exemplo:

NaCI + AgNO3 >>> NaNO3 + AgCI

Sal reagindo com metal resulta em outro sal e outro metal, através de uma reação de simples troca.

Exemplo:

K + NaCI >>> Na + KCI

Tipos de sais

Os sais podem ser normais, básicos e duplos. Aqui estudaremos apenas os sais normais.

Os sais normais podem ser :

Sais oxigenados – os que derivam dos oxiacidos
Sais não – oxigenados – os que derivam dos hidrácidos.

Óxidos

Os óxidos são composto iônicos ou moleculares sujas moléculas são formadas por átomo de dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio.

Exemplos: óxido de zinco (ZnO) e óxido de nitrogênio (N2O5).

Note que, no primeiro exemplo, o átomo que combina com oxigênio é de um metal (zinco); no segundo exemplo, é de um não – metal (nitrogênio).

Óxidos: composto binário em que um dos elementos é o oxigênio.

Nomenclatura dos óxidos

O nome dos óxidos pode ser dado simplesmente utilizando a palavra óxido, seguida da preposição de e do nome do elemento químico está combinado com oxigênio.

Exemplos: óxidos de cálcio (CaO), óxido de zinco (ZnO), óxido de alumínio (Al2O3) etc.

É preferível, no entanto, utilizar prefixos do número de átomos de oxigênio: monóxido de cálcio (CaO), dióxido depentório de nitrogênio (N2O5) etc.

Funções

É um grupamento de substancias compostas que apresentam propriedades químicas semelhantes.

Tipos de funções

Oxidos: são compostos binários com oxigênio na ponta direita da fórmula ( como elemento mais eletronegativo).

Ex:

CO2, H2O, N2O5, CO

Ácidos: São compostos com hidrogênio na ponta esquerda da fórmula ( como elemento menos eletronegativo).

OBS: quando o ácido é oxigenado o número mínimo de elementos no composto será 3.

Ex:

H2SO4, HClO3, HNO3, H2PO4

Bases: são compostos que apresentam OH- (hidroxila) na ponta direita da fórmula.

Ex:

NaOH, Ca(OH)2

Sais: são compostos que apresentam um metal ou NH2+ (amônia) na ponta esquerda da fórmula e um ametal diferente de Oxigênio ou um grupo de ametais na ponta direita. Podem Ter H+ ou OH- (hidroxila) no meio.

Ex:

CaOHCl, CaCl2, NaHCO3

Hidretos: são substancias compostas binárias com hidrogênio na ponta direita.

Ex:

NH2 Estudo dos Óxidos Óxido = XaOb

Classificação

1- Ox. Básicos
2- Ox. Ácidos
3- Ox. Anfoteros
4- Ox. Neutros
5- Ox. Salinos, Duplos ou Mistos

Se X for um metal:

Calcula-se o nox de X

Se o nox de X for +1 ou +2 então o óxido será Básico. Exceto se for ZnO, SnO, PbO, BrO, sendo esses Ox. Anfóteros.
Se o nox de X for +3 ou +4 então o oxido será Anfotero.
Se o nox de X for +5, +6 ou +7 então o óxido será Ácido.
Se o nox for +8/3 o óxido será Salino. Este nox aparece com a estrutura X3O4.

Se X for um semi-metal:

Calcula-se o nox de X

Se o nox de X for igual ao número do grupo o óxido será Ácido. nox = No do grupo
Se o nox de X for diferente do número do grupo o óxido será Anfótero. Com exceção do As2O3. Nox = No do grupo

Se X for ametal:

Não calcula-se o nox

NO, N2O, CO são óxidos Neutros
N2O4 ( NO2) é um óxido Duplo

Os demais são óxidos Ácidos

Óxidos Básicos:

São aqueles que ao reagirem com água viram uma base. Ox. Básico + H2O = Base.

Ex: CaO + H2O a Ca(OH)2 Na2O + H2O a 2NaOH

Só reagem com água os óxidos básicos solúveis, sendo estes os que possuem elementos do 1A e 2A. Os demais óxidos básicos são pouco solúveis em água e portanto reagem com água com muita dificuldade; por esta razão considera-se que estes óxidos não reagem com água.

Óxidos ácidos:

São aqueles que ao reagirem com água viram um ácido. Ox. Ácido + H2O = Ácido.

Ex: Cl2O + H2O a (H2Cl2O2) 2HClO Cl2O7 + H2O a (H2Cl2O8) 2HClO4

MNO3 + H2O a H2MnO4 Br2O3 + H2O a (H2Br2O4) 2HBrO2

Nomenclatura dos óxidos

1. Oficial – usada para qualquer óxido:

Monoóxido de (mono)_____________

di, tri… di, tri… nome do elemento

No de elementos de O No do outro elemento

2. Usada para qualquer óxido c/ nox fixo:

Óxido de ___________

nome do elemento

3. Usada para qualquer óxido c/ nox variável (exceto ox. ácidos):

Óxido ____________ ico (maior nox do elemento)

oso (menor nox do elemento)

Considera-se apenas os dois menores nox dos elementos.

4. Usada somente para óxido ácidos:

Nox +7 à anidrido per_________ico

+6 ou +5 à anidrido ___________ ico

+4 ou +3 à anidrido ___________ oso

+2 ou +1 à anidrido hipo_______ oso

Se o óxido for Ácido e o elemento X do grupo A, este terá nox impar se o grupo for de número ímpar. Assim mesmo para os elementos X de grupo A par.

Quando o elemento X for do grupo 3A ou 4A e tiver nox igual ao número do grupo o sulfixo será ico e não oso como manda a regra.

Estudo dos Ácidos

Conceito de Arrhenius: Ácidos são compostos que na presença de água se ionizam , e liberam um íon H+.

Ex: HCl + H2O àHaq+ + Claq- + H2O

Como todo Ácido é um composto covalente, em presença de água ele sofrerá ionização. O íon H+ tende a se ligar a uma molécula de água, formando um íon mais estável que ele que é H2O+.

Ex: H2SO4 + H2O àH2O+ + HSO4- HSO4- + H2O àH2O+ + SO4-2 H2SO4 + H2O H2O+ + SO4-

Classificação

Quanto a presença de oxigênio:

Hidrácidos: são aqueles que não apresentam oxigênio na molécula. EX: HCl , H2Fe(CN)6.
Oxiácidos: são aqueles que apresentam oxigênio na molécula. EX: HclO , H2SO4 .

Quanto ao número de hidrogênios ionizaveis:

Nos Hidrácidos, todos os hidrogênios são ionizáveis.

Nos oxiácidos, só são ionizáveis os hidrogênios ligados a oxigênio. Ex: H2PO4 tem apenas dois H ligados a O, portanto tem somente dois H ionizáveis:

Monoácidos: tem apenas um hidrogênio ionizável. EX: HCl , HNO3
Diácidos: tem dois hidrogênio ionizável. EX: H2S , *H2PO4
Triácido: tem três hidrogênios ionizáveis. Ex: H2BO3
Tetrácidos: tem quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: H2P

Quanto ao grau de ionização

Grau de ionização (representado pela letra “alfa”) é a divisão entre moléculas ionizadas e moléculas dissolvidas, que entraram em contato com a água:.

Ácidos fortes: são aqueles que ionizam a metade ou mais da molécula.
Ácidos moderados: são aqueles que ionizam entre 5% e 50% das moléculas dissovildas.
Ácidos fracos: são aqueles que ionizam menos de 5% das moléculas dissolvidas.

Dos hidracidos são fortes HCl, HBr e HI, em ordem crescente e HF é moderado

Dos óxiácidos pode-se classificai-los pelo grau de ionização através da regra empírica: HaBbOc sendo “a” o numero de hidrogênios ionizáveis, “b” o número do outro elemento e “c” o número de oxigênios. x = c-a/b , se x for maior ou igual a 2 o oxiácido é forte; se x for maior ou igual a 1 e menor que 2 o oxiácido é moderado; se x for menor que 1 o oxiácido é fraco.

Quanto a solubilidade:

Ácidos voláteis: são aqueles que tem ponto de ebulição por volta da temperatura ambiente (na faixa de 25o a 35o). A temperatura ambiente é 25o.
Ácidos fixos: são aqueles que tem ponto de ebulição muito acima da temperatura ambiente.

Se o número de átomos da molecula for >ou = a 7 o ácido é fixo.

Nomenclatura

Para óxiácidos –

Nox: +7 à acido per_____ico

+6, +5 à acido _____ico

+4,+3 à acido _____oso

+2,+1 à acido hipo_____oso

Quando o acido for de P, As, Sb, B para que a nomenclatura esteja certa é nesseçário por 3 H na molecula. Nos elementos citados acima ocorrem diferentes moleculas nas quais o elemento central tem mesmo nox.

Pela regra só se pode usar uma nomenclatura ultilizando então pre-fixos:

Orto- H2 X Oa

Piro- H2 X2 Oa

Meta- H X Oa

Para Hidrácidos-

Acido ______ idrico

Estudo das Bases

Bases são substancias que em contato com água se dissociam e liberam um único tipo de ânion que é OH-

Ex:

Ca(OH)2 + H2O à CaOH+aq + OH-aq

CaOH+aq + H2O à Ca+2aq + OH-aq

Ca(OH)2 + H2O à Ca+2aq + OH-aq

Classificação

Quanto ao número de hidroxilas:

Monobases: bases com apenas uma hidroxila
Dibases: bases com duas hidroxilas
Tribases: bases com três hidroxilas
Tetrabases: bases com quatro hidroxilas

Quanto a força:

Bases fortes: > ou = a 50% de ionização. São fortes as bases com elementos dos grupos 1A e 2A.
Bases fracas: < ou = a 5% de ionização. Bases com elementos dos demais grupos.

Quanto a solubilidade:

Por serem compostos iônicos, não há bases completamente insolúveis.

Bases solúveis: bases com elementos do grupo 1A e NH2OH.
Bases pouco solúveis: bases com elementos do grupo 2A, exceto Mg(OH)2
Bases praticamente insolúveis: bases com elementos dos demais grupos incluindo Mg(OH)2

Nomenclatura

Quando o elemento tem nox fixo:

Hidróxido de ___________(nome do elemento)

nome do elemento

Quando o elemento tem nox variável:

Hidróxido ___________ ico (maior nox)

nome do elemento oso (menor nox)

ou

Hidróxido de ___________ (__)

nome do elemento nox em algarismos romanos

Estudo dos Sais

Um sal é formado pelo cátion de uma base e o âniom de um sal. O cátion que tiver hidroxilas so se liga com ânions sem hidrogênio. Ânions que tiverem hidrogênio só se ligam com cátions sem hidroxila. Ânions e cátions sem partes ionizáveis ligam-se com qualquer outro cátion e âniom, respectivamente.

Ácido + Base à Sal + H2O

Cátion da + âniom do

base ácido

Neutralização

A neutralização é feita para se verificar o número de moléculas que reagem, o número de moléculas de sal e de água que se originam. Começa verificando-se primeiro os metais, depois os semi-metais e após os ametais; em seguida verifica-se os oxigênios e hidrogênios.

Classificação

Sal Neutro:

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+ e um âniom diferente de OH-. A casos como NaH2PO2 que são sais neutros apesar de terem dois H+.
Isso é devido a eles serem originados de ácidos com H+ não ionizáveis. Qualquer sal que apresente H2PO2 ou HPO3 e não tiver hidroxila (OH-) será um sal neutro.

Sal Ácido

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um H+ e um âniom diferente de OH-.

Sal Básico

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um OH- e um âniom diferente de OH-

Sal Duplo

São aqueles que apresentam 2 cátions diferentes de H+ e entre si mais um ânion diferente de OH-. Podem apresentar apenas um cátion diferente de H+ mais dois ânions diferentes de OH- e entre si.

Nomenclatura

Estabelecemos aqui a nomenclatura de cátions.

Elementos com nox fixo limita-se apenas ao nome do elemento; e que as nomenclaturas para nox variável são as seguintes: Sufixos ico para o maior nox do elemento e oso para o menor nox (considera-se apenas os dois menores nox do elemento. Número do nox em algarismos romanos, dentro de um parêntesis após o nome do elemento.

É necessário também estabelecer nomenclatura para os ânions, trocando o sufixo dos ácidos dos quais se originam pelo seguintes sufixos: Idrico à eto Ico à ato Oso àito

Sais Neutros

________ de ________ (nox variável ou não)

nome do ânion nome do cátion

Sais Ácidos

1- __________ (mono) ácido de __________(nox variável ou não)

nome do ânion di, tri … nome do cátion

2- (mono)hidrogêno – ____________ de ___________

di, tri … nome do ânion nome do cátion

Sais Básicos

__________ (mono) básico de __________ (nox variável ou não)

nome do ânion di, tri … nome do cátion

Sais Duplos

1-Sais duplos com 2 cátions:

________ duplo de _________ e _________ (nox variável ou não)

nome do ânion nome do cátion nome do outro

da ponta esquerda cátion

2-Sais duplos com 2 ânions:

_________ – _________ de _________ (nox variável ou não)

nome do ânion nome do outro nome do cátion

da ponta direita ânion

Reações

Reações de Síntese

As reações de síntese são aquelas em que duas ou mais substancias reagem formando uma única. 2Mg + O—2 à 2MgO2

Reações de decomposição

As reações de decomposição são aquelas em que um substancia origina duas.

Reações de dupla troca

Ao reagirem as substancias trocam de cátions e ânions. 1- ácido + base à sal + H2O 1- ácido1 + sal2 à ácidO2 + sal2 só ocorre reação se o ácido produzido for fraco ou volátil ou o sal insolúvel. 2- base1 + sal1 à base2 + sal2 é necessario que ambos os reagentes sejam solúveis, sendo a base resultante ou insoluvel ou fraca ou volatil ou o sal resultante tem que ser insolúvel

Reações de simples troca

As reações de simples troca são aquelas em que ou um cátion ou um ânion trocam de par. O cátion ou o ânion ficará com o elemento de maior reatividade.

Ex: 2Na + 2HCl à 2NaCl + H2

Reações de Oxi-redução

São as reações em que ocorre pelo menos uma oxidação e uma redução. Oxidação é o processo pelo qual um elemento perde elétrons, portanto aumenta o nox.
Redução é o processo em que um elemento ganha um elétrons, portanto diminui o nox.
Ex: 2Na + 2HCl à 2NaCl + H2 O Sódio (Na) oxidou. O Hidrogênio (H) reduziu Nox 0 Nox +1 Nox +1 Nox 0

Reações com Óxidos

Os óxidos são obtidos através de combustões espontaneas ou não.

Ex:

2Mg + O2 à 2MgO 2Fe + 3/2– O2 à Fe2O3

C2H5OH + 3 O2 à 2CO2 + 3H2O 2FeO + ½ O2 à Fe2O3

Quando um elemento de nox variável reage com oxigênio em quantidade suficiente, forma-se o óxido onde o elemento tem maior nox. Quando um óxido inferior(com o menor nox do elemento) reage com oxigênio, forma-se um óxido superior (com o maior nox do elemento). O óxido superior já não reage mais com oxigênio.

Óxido básico + Ácido à Sal + H2O:

Pega-se o cátion do óxido mantendo seu nox , desconsiderando a quantidade, e junta-se com o ânion do ácido (parte do ácido que não o H). Faz-se a neutralização.

Óxido ácido + Base à sal + H2O: Pega-se o cátion da base (parte que não a hidroxila) com seu nox, desconsiderando a quantidade, e junta-se com o ânion do ácido obtido do óxido ácido. Faz-se a neutralização.

Óxido básico + Óxido ácido à Sal

Pega-se o cátion do óxido básico com seu nox, desconsiderando a quantidade, e junta-se com o ânion do ácido obtido do óxido ácido. Faz-se a neutralização.

Fonte: chemwiki.ucdavis.edu/profflavio.dominiotemporario.com